So sánh độ tan trong nước của các halogen năm 2024

Bì viết dưới đây sẽ tóm tắt lại tất cả lý thuyết về nhóm Halogen, cùng tham khảo nhé

Khái quát về nhóm Halogen

I. ĐƠN CHẤT HALOGEN

1. Vị trí của nhóm Halogen trong bảng tuần hoàn

Nhóm halogen: nhóm VIIA.

Nhóm halogen: gồm Flo (F), Clo (Cl), Brom (Br) và Iot (I)

2. Tính chất vật lý

- Trạng thái và màu sắc: Flo( khí, lục nhạt), Clo(Khí, vàng lục), Brom(lỏng, đỏ nâu), Iot( rắn, đen, tím, dễ thăng hoa) - Từ Flo đến Iot nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần - Flo không tan trong nước, các Halogen khác tăng tương đối ít trong nước và tăng nhiều trong một số dung môi hữu cơ

3. Cấu hình e nguyên tử và cấu tạo phân tử của các Halogen

- Cấu hình e lớp ngoài cùng : ns2np5 - Công thức đơn chất: X2: (F2, Cl2, Br2, I2) - Cấu tạo phân tử: X -X. Liên kết trong phân tử đơn chất Halogen là liên kết cộng hóa trị không phân cực

4. Khái quát về tính chất hóa học của các Halogen

Do lớp e ngoài cùng đã có 7 e nên halogen là những phi kim điển hình, dễ nhận thêm 1e để thể hiện tính oxi hóa mạnh Tính oxi hóa của các halogen giảm dần khi đi từ F2 đến I2 Trong các hợp chất, F chỉ có mức oxi hóa -1, các halogen khác ngoài mức oxi hóa -1 còn có mức +1, +3, +5, +7

5. Các phản ứng minh họa tính chất hóa học của đơn chất halogen

a, Tác dụng với kim loại 2M + nX2 → 2MX b, Phản ứng với hiddro tạo thành hiddro halogenua H2+ X2 → 2HX c, Tác dụng với nước 2H2O + 2F2 → 4HF + O2 d, Phản ứng với dung dịch kiềm e, Tác dụng với dung dịch muối halogenua của halogen có tính oxi hóa yếu hơn X2+ 2NaX’ → 2NaX + X’2 (trong đó X’ là halogen có tính oxihóa yếu hơn tính oxi hóa của halogen X).

II. HỢP CHẤT CỦA HALOGEN

1. Hiđro halogenua ( HX )

1. Hiđro halogenua - Tất cả đều là chất khí, tan nhiều trong nước, điện li hoàn toàn (trừ HF) tạo thành dung dịch axit mạnh. - Thứ tự tính axit và tính khử tăng dần: HF < HCl < HBr < HI - Tính axit mạnh của HCl, HBr và HI: + Làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ. + Tác dụng với kim loại đứng trước H → muối trong đó kim loại có hóa trị thấp + H2. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 + Tác dụng với oxit kim loại → muối (trong đó kim loại giữ nguyên hóa trị) + H2O. Fe3O4 + 8HCl → 4H2O + FeCl2 + 2FeCl3 (HI + muối sắt (III) → muối sắt (II) + I2) + Tác dụng với bazơ → muối (trong đó kim loại giữ nguyên hóa trị) + H2­O. Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O + Tác dụng với muối → muối mới + axit mới Na2CO­3 + 2HBr → 2NaBr + H2O + CO2 - Tính khử thể hiện khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh (xem phần điều chế Clo). - HF có tính chất riêng là ăn mòn thủy tinh: 4HF + SiO2 → SiF4 + 2H2O

- Điều chế:

+ Phương pháp sunfat (trong phòng thí nghiệm): (HBr và HI không dùng được cách này do có tính khử) NaCl rắn + H2SO4 đặc → NaHSO4 + HCl (≤ 2500C) 2NaCl rắn + H2SO4 đặc → Na2SO­4 + 2HCl (≥ 4000C) + Phương pháp tổng hợp (trong công nghiệp): H2 + Cl2 → 2HCl (ánh sáng, nhiệt độ cao) HF được điều chế nhờ phản ứng: CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF ở 2500C HBr, HI được điều chế nhờ phản ứng thủy phân PBr3, PI3. PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr 2. Muối halogenua - Các muối clorua hầu hết đều tan trừ PbCl2 và AgCl, CuCl, Hg2Cl2. Tính tan của muối bromua và iođua tương tự clorua. - Để nhận biết ion X- có thể dùng thuốc thử là dung dịch AgNO3: + AgF tan trong dung dịch. + AgCl kết tủa trắng (AgCl tan trong dung dịch amoniac do tạo phức với NH3). + AgBr kết tủa vàng nhạt (không tan trong NH3 dư). + AgI kết tủa vàng đậm (không tan trong NH3 dư) - Các muối AgX kết tủa thường dễ bị phân hủy bởi nhiệt hoặc ánh sáng: 2AgX → 2Ag + X2

3. HCLO

- Là axit rất yếu, yếu hơn cả axit cacbonic: CO2 + H2O + KClO → KHCO3 + HClO - Kém bền, chỉ tồn tại được trong dung dịch nước: HClO → HCl + O - HClO và muối của nó đều có tính oxi hóa rất mạnh.

4. HCLO3 ( axit clohidric ) và muối Clorat

- Là axit khá mạnh, tan nhiều trong nước, có tính oxi hóa mạnh. - Muối KClO3 được dùng làm thuốc nổ, diêm tiêu: 6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl - Nhiệt phân KClO3: + Nếu có xúc tác MnO2: 2KClO3 → 2KCl + 3O2 + Nếu không có xúc tác MnO2: 4KClO3­ → 3KClO4 + KCl - Điều chế: nhiệt phân HClO: 3HClO → HClO3 + 2HCl

5. AXIT PECLORIC (HClO4) VÀ MUỐI PECLORAT

- Là axit rất mạnh, tan nhiều trong nước. Phản ứng loại nước từ HClO4 có mặt P2O5 → Cl2O7­. 2HClO4 → Cl2O7 + H2O - Điều chế từ KClO4 KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4 Chú ý: Từ HClO đến HClO4: Tính axit và tính bền tăng, tính oxi hóa giảm. Bài viết liên quan:

• Tinh thể nguyên tử - Tinh thể phân tử
• Liên kết ion - Tinh thể ion